Водород

Водород (Н) - химический элемент с атомным номером 1, относится к 1-й группы периодической системы элементов. Простое вещество водорода - водород H ₂ - бесцветный, без запаха и вкуса газ, самый легкий из всех известных газов.

Изотопы водорода имеют собственные названия: ¹ H - протий (Н), ² H- дейтерий (D) и ³ H- тритий (T).

Водород - один из основных компонентов всех природных органических соединений. Водород реагирует с неметаллами, с металлами образуются гидриды. Смесь водорода с кислородом ( гремучий газ) взрывается при поджигании. Водород - восстановитель. Сырье для промышленного получения водорода - газы нефтепереработки, газы природные, продукты газификации уголь и прочее. Основные лабораторные способы получения водорода: реакция углеводородов с водяным паром, неполное окисление углеводородов, конверсия оксида углерода, электролиз воды.

Водород применяют для синтеза аммиака, метилового спирта, в процессах гидрогенизации, при сварке и резке металлов и. Водород - перспективное газообразное топливо. Дейтерий и тритий нашли применение в атомной энергетике.

1. История

Выделение горючего газа при взаимодействии кислот и металлов наблюдали в XVI и XVII веках в начале становления химии как науки. Известный английский физик и химик Генри Кавендиш в 1766 году исследовал этот газ и назвал его горючим воздухом". При сжигании "горюче воздуха" давало воду, но соблюдение Кавендишем теории флогистона помешало ему сделать правильные выводы. Французский химик Антуан Лавуазье вместе с инженером Жаном Менье, используя специальные газометры, в 1783 году осуществили синтез воды, а впоследствии ее анализ, разложив водяной пар раскаленным железом. Таким образом они установили, что водород входит в состав воды (H ₂ O) и может быть получен из нее.

2. Название элемента

Лавуазье дал название "hydrogene" (от греч. ὕδωρ - Вода и γενναω - Рождаю) - тот, что рождает воду". Украинское название "водород" также отражает вхождение элемента в состав воды. Русское название "водород" - дословный перевод латинского названия hydrogenium .

3. Распространение

В земной коре содержится около 1% по массе, или 17,25 атомных проценты водорода. Относительное содержание водорода в атмосфере увеличивается с высотой. На уровне моря он составляет 0,00005% по объему, верхние же слои (выше 100 км) состоят в основном из него. Свободный водород содержится в горючих газах, выделяемых из земли. Он возникает при гниении и брожении органических веществ и поэтому содержится в кишечных газах человека и животных. Основная масса водорода находится в связанном состоянии в виде различных соединений. Наиболее распространенными из них являются вода, в состав которой входит 11,19% водорода. Известно большое количество соединений водорода с углеродом ( углеводороды). Водород входит в состав нефти, каменного угля, некоторых минералов.

В лабораториях водород получают действием кислот на металлы, например действием серной кислоты на цинк :

H ₂ SO ₄ + Zn = H ₂ + ZnSO _4.

В технике водород получают:

• с природного газа, состоящего в основном из метана, который смешивают с водяным паром и кислородом и нагревают до температуры 800-900 C в присутствии катализатора :

  СН ₄ + О ₂ + 2Н ₂ О = 2СО ₂ + 6Н _2;

• при электролизе растворов хлорида натрия и хлорида калия как побочный продукт производства щелочей, гипохлоритов и хлоратов

4. Получение

Промышленные способы получения простых веществ зависят от того, в каком виде соответствующий элемент находится в природе, т.е. может быть сырьем для его получения. Так, кислород, имеющийся в свободном состоянии, получают физическим способом - выделением из жидкого воздуха. Водород практически весь находится в виде соединений, поэтому для его получения применяют химические методы. В частности, могут быть использованы реакции разложения. Одним из способов получения водорода является реакция разложения воды от действием электрического тока.

Основной промышленный способ получения водорода - реакция метана, который входит в состав природного газа, с водой. Она проводится при высокой температуре:

СН ₄ + 2 Н ₂ O = CO ₂ ↑ + 4Н ₂ -165 кДж

Обычно в лаборатории водород получают взаимодействием цинка соляной кислотой.

5. Изотопы

Водород встречается в виде трех изотопов, которые имеют индивидуальные названия: ¹ H - протий (Н), ² Н - дейтерий (D), ³ Н - тритий (радиоактивный) (T).

Протий и дейтерий является стабильными изотопами с массовыми числами 1 и 2. Содержание их в природе соответственно составляет 99,9885 0,0070% и 0,0115 0,0070% ^[1]. Это соотношение может незначительно меняться в зависимости от источника и способа получения водорода.

Изотоп водорода ³ Н ( тритий) нестабилен. Его период полураспада составляет 12,32 лет ^[1]. Тритий находится в природе в очень малых количествах.

Природный водород состоит из молекул H ₂ и HD (дейтероводень) в соотношении 3200:1. Содержание чистого дейтерийного водорода D ² еще меньше. Отношение концентраций HD и D ^2, примерно, 6400:1.

Среди изотопов всех химических элементов физические и химические свойства изотопов водорода отличаются друг от друга сильно. Это связано с наибольшим относительным изменением масс атомов ^[2].

Молекулы дейтерия и трития имеют орто-и пара-модификации: p-D _2, o-D _2, p-T _{2, o-T 2,} в зависимости от ориентации спинов ядер. Гетероизотопни молекулы HD, HT, DT не имеют орто-и пара-модификаций.

Свойства изотопов ^[3]

6. Физические свойства

Линейчатый спектр видимого излучения атома водорода

Водород - самый легкий газ, он легче воздуха в 14,5 раз. Очевидно, что чем меньше масса молекул, тем выше их скорость при одной и той же температуре. Как легкие, молекулы водорода движутся быстрее молекул любого другого газа и тем самым быстрее могут передавать теплоту от одного тела к другому. Отсюда следует, что водород имеет наивысшую теплопроводность среди газообразных веществ. Его теплопроводность примерно в семь раз выше теплопроводности воздуха.

Молекула водорода состоит из двух атомов водорода - Н _2. При нормальных условиях - это газ без цвета, запаха и вкуса с плотностью 0,08987 г / л (н.у.), температурой кипения -252,76 C, теплота сгорания 120,9 Дж / ​​кг. Водород мало растворим в воде - 18,8 мл / л. Водород хорошо растворяется во многих металлах ( Ni, Pt, Pd и др.), особенно в палладии (850 объемов на 1 объем Pd). С растворимостью водорода в металлах связана его способность диффундировать через них; диффузия через углеродистый сплав (например, сталь) иногда сопровождается разрушением сплава вследствие взаимодействия водорода с углеродом (так называемая декарбонизация). Практически не растворим в серебре.

Фазовая диаграмма водорода

Жидкий водород существует в очень узком интервале температур от -252,76 до -259,2 C. Это бесцветная жидкость, очень легкая (плотность при -253 C - 0,0708 г / см ³⁾ и текучая (вязкость при -253 C - 13,8 пуаз). Критические параметры водорода очень низкие: температура -240,2 C и давление 12,8 атм. Этим объясняются трудности при сжижения водорода. В жидком состоянии равновесный водород состоит из 99,79% пара-Н _{2 и 0,21% орто-Н 2.}

Твердый водород имеет температуру плавления -259,2 C, плотность 0,0807 г / см ³ (при -262 C) - белоснежная масса с кристаллами гексагональной сингонии, пространственная группа - P 6 / mmc, с параметры ячейки a = 0,378 нм и c = 0,6167 нм. При высоком давлении водород переходит в металлическое состояние.

Схематическое изображение спиновых изомеров водорода

Молекулярный водород существует в двух спиновых формах (модификациях) - в виде орто-и пара водорода. В молекуле ортоводню o-H ₂ (т. пл. -259,10 C, т. кип. -252,56 C) ядерные спины направлены одинаково (параллельны), а в параводню p-H ₂ (т. пл. -259,32 C, т. кип. -252,89 C) - противоположно друг другу (антипараллельно). Равновесная смесь o-H ₂ и p-H ₂ при заданной температуре называется равновесное водород e-H _2.

Переход из одной в другую форму происходит соответственно при изменении энергии в системе (отводе или добавлении).

Равновесная мольная концентрация пара-водорода

Разделить аллотропные формы модификации водорода можно адсорбцией на активированном угле при температуре жидкого азота. При очень низких температурах равновесие между ортоводнем и параводнем почти нацело сдвинуто в сторону пара. При 80К соотношение форм примерно 1:1. Десорбований параводень при нагревании превращается в ортоводень до образования равновесной при комнатной температуре смеси (орто-пара: 75:25). Без катализатора превращение происходит медленно (в условиях межзвездной среды - с характерными временами до космологических), что дает возможность изучить свойства отдельных модификаций.

6.1. Характеристики молекулы водорода

Межатомные расстояния и энергии диссоциации молекул водорода, его изотопов и молекулярного иона водорода:

Константы реакции диссоциации молекулярного водорода (K _p) и степень превращения (α) в зависимости от абсолютной температуры:

7. Химические свойства

Молекула водорода состоит из двух атомов. Химический Контакт в молекуле водорода - ковалентий неполярный, поскольку она образована атомами с одинаковой елетронегативнистю ( атомами одного вида). Общая электронная пара, образующая связь, находится посредине между ядрами атомов. Через спильнення электронов молекула водорода энергетически устойчива, чем отдельные атомы водорода.

Химическая связь в молекуле водорода прочный, чтобы разорвать все молекулы водорода в 1 моле простого вещества необходимо затратить энергию в 436 к Дж, поэтому активность молекулярного водорода при обычной температуре мала. Для разрыва требуется активация молекулы - увеличение температуры, электрическая искра, свет.

7.1. Взаимодействие с неметаллами

При поджигании или в присутствии платинового катализатора водород реагирует с кислородом

O ₂ + 2H ₂ = 2H ₂ O, реакция протекает со взрывом.

Смесь двух объемов водорода и одного объема кислорода называется гремучим газом.

При нагревании водород обратимо взаимодействует с серой :

S + H ₂ ⇔ H ₂ S ( сероводород)

С азотом - при нагревании, повышении давления и в присутствии катализатора ( железо):

N ₂ + 3H ₂ = 2NH ₃ ( аммиак)

С галогенами образует галогеноводни:

F ₂ + H ₂ = 2HF, реакция протекает со взрывом при любой температуре,

Cl ₂ + H ₂ = 2HCl, реакция протекает только на свету.

С сажей взаимодействует при сильном нагревании:

C + 2H ₂ = CH ₄ ( метан)

7.2. Взаимодействие с щелочными и щелочноземельными металлами

Водород образует с активными металлами гидриды :

2Na + H ₂ = 2NaH ( гидрид натрия)

Ca + H ₂ = CaH ₂ ( гидрид кальция)

Гидриды - солеутворюючи, твердые, легко гидролизуются:

CaH ₂ + 2H ₂ O = Ca (OH) ₂ + 2H ₂ ↑

7.3. Взаимодействие с оксидами металлов (как правило, d-элементов)

Оксид восстанавливаются до металлов :

CuO + H ₂ = Cu + H ₂ O

Fe ₂ O ₃ + 3H ₂ = 2Fe + 3H ₂ O

WO ₃ + 3H ₂ = W + 3H ₂ O

7.4. Гидрирование органических соединений

При действии водорода на ненасыщенные углеводороды в присутствии никель - катализатора и повышенной температуре, происходит реакция гидрирования:

CH ₂ = CH ₂ ( этен) + H ₂ = CH _{3-CH 3} ( этан)

Водород восстанавливает альдегиды до спиртов :

CH ₃ CHO (уксусный альдегид) + H ₂ = C ₂ H ₅ OH ( этанол)

8. Применение

Водород находят применения при синтезе аммиака NH _3, хлороводорода HCl, метанола СН ₃ ОН, при гидрокрекинзи (крекинг в атмосфере водорода) природных углеводородов, как восстановитель при получении некоторых металлов. Гидрированием природных растительных масел получают твердый жир - маргарин. Жидкий водород применяется как ракетное топливо и как охладитель, поскольку имеет наивысшую теплопроводность из всех газов. Смесь кислорода с водородом используют при сварке.

Очень перспективным направлением является использование водорода как топлива для двигателей нового типа, так называемых топливных элементов. В США и Европе уже существуют водородные заправочные станции, которые обеспечивают водородом автомобили и автобусы, на нем работают. Эта отрасль называется водородная энергетика.

См.. также

• Атом водорода
• Молекула водорода
• Водородная энергетика

Примечания

Литература

• Глоссарий терминов по химии / / Й.Опейда, О.Швайка. Ин-т физико-органической химии и углехимии им .. Л. М. Литвиненко НАН Украины, Донецкий национальный университет - М.: "Вебер", 2008. - 758 с. ISBN 978-966-335-206-0
• Малая горная энциклопедия. В 3-х т. / Под ред. С. Белецкого. - М.: "Донбасс", 2004. - ISBN 966-7804-14-3.